高一化学物质及其变化复习教案

城东蜊市阳光实验学校第二章化学物质及其
变化
第一节物质的分类
一．简单分类法及其应用
１．树状分类法
２．穿插分类法
二．分散系及其分类
１．分散系：
〔1〕定义：一种〔或者者多种〕物质以粒子形式分散在另一种〔或者者多种〕物质中所得到的体系。

〔2〕组成：分散成微粒的物质—分散质
微粒分布在其中的物质—分散剂
〔3〕分类：
２．胶体
〔1〕胶体的本质特征:分散质微粒的直径在1~100nm之间的分散系。

分析：①属于分散系，一定是混合物。

②胶体是以分散质粒子大小为特征的，它只是物质的一种存在形式，同种物质作分散质时，在不同的分散剂中可以得到不同的分散系，如NaCl溶于水形成溶液，假设分散在酒精中可形成胶体。

解释
丁达尔现象的原因：胶粒对光线的散射作用。

〔*〕仅理解：当光束通过胶体时，看到的光柱是被胶体粒子散射的现象，并不是胶体粒子本身发光，可见光的波长在400~700nm 之间，胶体粒子的直径在1~100nm，小于可见光的波长，能使光波发生散射。

溶液也发生光散射，但由于溶液中粒子的直径小于1nm，散射极其微弱。

所以，光束通过胶体时产生丁达尔效应。

而通过溶液那么没有。

〕
〔2〕净化胶体的方法——渗析
将带有小分子杂质离子的胶体放入半透膜，系紧，将半透膜袋放入热水中，使得杂质离子或者者分子进入水中。

〔3〕使胶体聚沉的常见条件：
①参加电解质如：强酸、可溶性强碱、可溶性盐；
②参加带有异种电荷的电解质；
③加热。

第二节离子反响
一、电离
酸、碱、盐等在水溶液中或者者熔融状态时，产生可以自由挪动的离子的过程称为电离。

例如，氯化钠固体被参加水中后，水分子的作用减弱了氯化钠晶体中钠离子和氯离子的静电作用力，使氯化钠电离出钠离子和氯离子，继而钠离子和氯离子在水分子的作用下发生水合，生成了可以自由挪动的水合钠离子和水合氯离子。

我们把这种产生自由挪动离子的过程称为电离。

二、电解质
1．电解质：在水溶液里或者者熔融状态下能导电的化合物。

〔酸碱盐都是电解质。

〕
非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物。

2．水溶液中的常见的电解质
〔1〕强电解质：在水溶液中全部电离为离子的电解质。

〔2〕弱电解质：在水溶液中部分电离为离子的电解质。

注：电解质的强、弱与溶解性的大小无关，只与电离程度的大小有关。

例如，BaSO4难溶——是强电解质，乙酸易溶——是弱电解质。

三、电离方程式〔在水溶液中进展的反响〕
1．酸、碱、盐的定义
酸：电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。

碱：电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。

盐：电离时生成的金属阳离子〔或者者NH4+〕和酸根阴离子的化合物叫做盐。

2．酸、碱、盐的电离方程式
〔1〕强电解质：在水溶液中全部电离为离子。

①强酸：HNO3=H++NO3-
HCl=H++Cl-
H2SO4=2H++SO42-
②强碱：NaOH=Na++OH-
KOH=K++OH-
Ca(OH)2=Ca2++2OH-
Ba(OH)2=Ba2++2OH-
③大多数盐：NaCl=Na++Cl-
NaAc=Na++Ac-
K2SO4=2K++SO42-
NaHCO3=Na++HCO3-
NaHSO4=Na++H++SO42-
NaH2PO4=Na++H2PO4-
注：弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子，硫酸是强酸，强酸的酸式盐如硫酸氢钠在水中完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。

〔2〕弱电解质：在水溶液中部分电离为离子
①弱酸：HClO H++ClO-
CH3COOH H++CH3COO-
H2CO3H++HCO3-
H2S H++HS–
②弱碱及极少数盐：不要求
四、离子反响
1．离子反响：电解质在溶液里所起的反响本质是离子反响。

2．离子反响方程式：用实际参加反响的离子的符号来表示离子反响的式子。

离子反响方程式的书写步骤：“写、改、删、查〞四个步骤。

〔1〕写出正确的化学方程式
CuCl2+AgNO3===2AgCl↓+Cu(NO3)2
〔2〕把易溶且易电离的物质改写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍写成化学式。

Cu2++2Cl-+Ag++2NO3-===2AgCl↓+Cu2++2NO3-
〔3〕去方程式两边不参加反响的离子，将系数化成最简整数比
Ag++Cl-===AgCl↓
〔4〕检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等。

假设均相等，离子方程式书写正确。

3．发生离子反响的条件：生成气体或者者沉淀或者者假设电解质〔水等〕。

4．离子方程式的意义：
〔1〕提醒反响的本质。

〔2〕离子方程式不仅表示一定物质间的某个反响，而且还表示所有同一类型的离子反响。

如Ba2++SO42-=BaSO4↓，仅表示BaCl2溶液与Na2SO4溶液之间的反响，还表示所有可溶性钡盐与可溶性硫酸盐溶液的反响。

5．书写离子方程式时应注意的几个问题
〔1〕注意难溶物、微溶物。

对难溶于水的物质，必须用分子式表示，不能拆成离子形式。

对微溶于水的物质：
①在生成物中有微溶物析出时，应用分子式表示。

如Na2SO4浓溶液与CaCl2浓溶液反响时，其离子方程式为：
Ca SO CaSO 2424+-
+=↓
②当反响物中有微溶物并且处于澄清状态时，应将微溶物写成离子形式。

如在澄清的石灰水中通入适量CO2，其离子方程式为：
Ca 2OH CO CaCO H O 2232+-++=↓+
〔2〕注意强电解质拆开，弱电解质不拆开。

例如，醋酸与NaOH 溶液反响的离子方程式为：
又例如，氢硫酸与硫酸铜溶液反响的离子方程式为：
常见的弱电解质有：HF 、HClO 、H2S 、CH3COOH 等弱酸；H2SO3、H3PO4等中强酸；NH3·H2O 等弱碱；还有水也是弱电解质。

〔3〕注意反响是否在溶液中进展。

离子方程式只能用来表示电解质在溶液中进展的反响，不是在溶液中进展的反响，一般不用离子方程式表示。

例如，氯化铵固体与熟石灰固体之间经加热生成氨气的反响，就不能用离子方程式表示，只能用化学方程式表示：
2NH4Cl+Ca(OH)2
∆
CaCl2+2NH3↑+2H2O
而NH4Cl 溶液与NaOH 溶液混合加热的反响，就可以用离子方程式表示： 〔4〕注意浓酸中水的含量
①浓H2SO4的浓度一般为98%，水的含量很少时，其溶质根本上以硫酸分子的形式存在，所以有浓硫酸参加的一些反响，可以
认为不是在溶液中进展的反响。

如NaCl 固体与浓硫酸、Cu 与浓硫酸的反响，一般不用离子方程式表示，只能用化学方程式表示：
②浓盐酸的浓度一般为36%、浓硝酸的浓度一般为69%，它们溶液中的溶质几乎完全以离子形式存在，所以在离子方程式中，
浓HCl 与浓HNO3都应写成离子形式。

如：
MnO2与浓盐酸一一共热制取Cl2的离子方程式为：
MnO2+4H++2Cl －
∆
Mn2++Cl2↑+2H2O
Cu 与浓硝酸反响的离子方程式为： Cu+4H++2NO 3-
=Cu2++2NO2↑+2H2O
Cu 与稀硝酸反响的离子方程式为： 3Cu+8H++2NO 3-
=3Cu2++2NO ↑+4H2O
〔5〕注意电荷是否守恒
一个正确的离子方程式，不仅要遵循质量〔原子数目〕守恒，还要遵循电荷守恒。

即反响前后各元素的原子个数要相等，方
程式两边离子所带电荷也应相等。

如Cl2与FeBr2反响的离子方程式，假设写成Fe 2Br 2Cl Fe 4Cl Br 2232+
-+-++=++就错了。

虽然反响前后各元素
原子个数相等，但两边电荷数不等，因此是错误的。

正确的写法是：2Fe2++4Br －+3Cl2=2Fe3++6Cl －+2Br2 〔6〕注意溶液中溶质电离出的阴离子和阳离子配比数是否正确
有些离子方程式中离子数不能任意约减，要注意电解质电离时阴、阳离子的配比。

如：H2SO4与Ba(OH)2溶液反响的离子方程
式，应当是 Ba 2OH 2H SO BaSO 2H O 24242+-+-
+++=↓+〔√〕
而不应写成Ba
OH H SO BaSO H O 24242+
-+-
+++=↓+〔×〕
〔7〕注意有水参加的反响
在许多离子反响中，水是一种反响物，书写离子方程式时一定要注意这一隐含因素。

例如，Ca(ClO)2溶液中通入CO2的离子方程式为： Ca2++2ClO －+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
又例如，往溴水中通入SO2气的离子方程式为：
五、关于溶液中离子一一共存问题
在溶液中离子一一共存问题的本质是哪些离子之间不能发生反响。

可以发生反响的离子就不能一一共存，不能发生反响的离子才可以一一共存。

2+2+2+222＋
第三节氧化复原
一、根本概念：
1．定义：有电子转移〔得失或者者偏移〕的化学反响属于氧化复原反响。

2．判断根据：化合价有否变化。

3．本质：有电子转移〔得失或者者偏移〕
氧化剂：得到电子的反响物复原剂：失去电子的反响物
氧化性：物质得电子的性质复原性：物质失电子的性质
被复原：得到电子被复原被氧化：失去电子被氧化
复原反响：得到电子的反响叫复原反响氧化反响：失去电子的反响叫氧化反响复原产物：复原反响生成的产物氧化产物：氧化反响生成的产物
例如，氧化复原反响的表示方法——双线桥法
4．氧化复原反响与四种根本反响类型的关系
〔1〕置换反响都是氧化复原反响。

〔2〕化合反响不都是氧化复原反响，有单质参加的化合反响是氧化复原反响。

〔3〕分解反响不都是氧化复原反就，有单质生成的分解反响才是氧化复原反响。

〔4〕复分解反响都不是氧化复原反响。

二、相关规律：
1．守恒规律：
〔1〕电子守恒
〔2〕电荷守恒
〔3〕质量守恒
2．强弱原理：
〔1〕氧化剂+复原剂==复原产物+氧化产物
氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性；
复原剂的复原性>复原产物的复原性；
例，根据反响：
①I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI
活泼性↓，失电子才能↓，金属单质的复原性↓
金属阳离子的得电子才能↑，阳离子的氧化性↑ ② 2FeCl2+Cl2=2FeCl3
③2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl
可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的复原性由强到弱的顺序是 解析：①复原性：复原剂SO2>复原产物I-； ②复原性：复原剂Fe2+>复原产物Cl-； ③复原性：复原剂I->复原产物Fe2+； 复原性由强到弱的顺序：SO2>I->Fe2+>Cl-。

〔2〕根据金属活动顺序：
〔3〕根据元素的价态。

①同种元素价态越高，一般，氧化性越强〔如Fe3+>Fe2+〕。

但例外的，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4。

②同种元素价态越低，复原性越强〔如S2->S>SO2〕。

③最高价态只有氧化性，最低价态只有复原性，中间价态兼具氧化性和复原性。

〔4〕反响条件、反响剧烈程度：和同一反响物发生氧化复原时条件越容易、程度越剧烈，那么得或者者失电子才能越强，氧化性或者者复原性相对越强。

〔5〕浓度、温度、酸碱性等：
例如：浓HNO3的氧化性>稀HNO3，加热时浓H2SO4的氧化性增强，
KMnO4溶液在酸性条件下氧化增强等。

〔6〕注意：比较氧化性和复原性强弱的根本根据在于得失电子才能的大小，即得失电子的难易，而绝不能以得失电子的数目多少判断。

例如， 又例如， 三、应用：
1．氧化复原反响方程式的配平
一般用“化合价升降法〞或者者“电子得失法〞配平。

配平原那么是“化合价升降总数相等〞或者者“得失电子总数相等〞。

下面以硫与浓硝酸反响为例，说明配平的一般步骤：
〔1〕标变化：标出氧化剂、复原剂、氧化产物、复原产物中价变元素的化合价；
〔2〕列变化：列出电子转移的方向和数目；
〔3〕求倍数：求得失电子数的最小公倍数，以确定氧化剂、复原剂、氧化产物和复原产物四大物质前的系数；
〔4〕配系数：观察配平两边其他物质的系数，并进展检查，最后改“→〞为“==〞号；
2．有关氧化复原反响计算
〔1〕氧化复原反响的计算常见的有两个方面：一是关于氧化剂、复原剂在反响前后化合价数值变化〔升降〕的计算；二是关于氧化剂、复原剂用量的计算。

〔2〕计算的原那么是：氧化剂得电子总数等于复原剂失电子总数。

即常说的“电子得失守恒〞。

〔3〕题型：①部分氧化复原计算；
②推断产物化合价；
③求氧化剂、复原剂或者者氧化产物、复原产物质量比。